INTEGRACIÓN QUÍMICA POR MEDEL VELASQUEZ ERICK ROBERTO - 6IM12

1. La Termoquímica estudia los intercambios de energía que acompañan a las reacciones químicas. Es un hecho experimental que en toda reacción química hay una variación de energía, manifestada normalmente por la emisión o absorción de calor. Su objetivo es el estudio de estas variaciones de energía y el estudio de la espontaneidad de una reacción.

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   • ¿Que Es?

1. Sistema Cerrado
   1. En el sistema Cerrado se puede intercambiar energía, pero no materia, con el resto del universo.

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      • Sistema Cerrado
2. Sistema Aislado
   1. En el sistema Aislado no es posible intercambiar ni materia, ni tampoco energía con el resto del universo.

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      • Sistema Aislado
3. Sistema Abierto
   1. En el sistema Abierto existe tanto la posibilidad de intercambiar tanto materia cómo energía con el resto del universo.

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      • Sistema Abierto
4. Un sistema es un conjunto delimitado del universo que comprende algunos elementos relacionados para alcanzar un objetivo; pueden ser: abiertos, cerrados o aislados, dependiendo del vínculo que guarden con el entorno.

1. Es la cantidad de energía de un sistema termodinámico, que éste puede intercambiar con su entorno
2. Entalpía de Reacción
   1. Es el calor absorbido o desprendido durante una reacción química, a presión constante.
3. Entalpía de Formación
   1. Es el calor necesario para formar una mol de una sustancia, a presión constante y a partir de los elementos que la constituyen.
4. Entalpía de Combustión
   1. Es el calor liberado a presión constante, cuando se quema una mol de sustancia

1. Primer principio de Termoquímica
   1. Este principio refleja la ley de conservación de la energía para un sistema termodinámico, y su objetivo es controlar los intercambios energéticos que tienen lugar entre él y su entorno, se enuncia como; "La variación de la energía interna de un sistema es igual al calor desprendido o absorbido por el sistema más el trabajo realizado por o sobre el sistema"
   2. Aplicación del primer principio de la termoquímica calculando calor de reacción
2. Segundo principio de Termoquímica
   1. Hess estableció el segundo principio de termoquímica, este enunciaba que "que el calor liberado a presión o volumen constante en una reacción química dada es una constante independientemente del número de etapas en que se realiza el proceso químico".

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      • Primerla Ley de la Termoquímica

1. Una reacción exotérmica es aquella en la que se manifiesta y desprende energía cuando esta se lleva a cabo, la energía se suele ligar al tipo Calorífica.

1. En contraste a las reacciones exotérmicas, las reacciones endotérmicas requieren de energía para llevarse acabo.

1. La velocidad de reacción es la velocidad con la que desciende la concentración de un reactivo o aumenta la de un producto en el curso de una reacción, dicho de otra forma, es el cambio que ocurre en la concentración de los reactantes y productos en función del tiempo.

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   • Velocidad de Reacción
2. Factores que afectan la velocidad de una reacción

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   • Factores que afectan la velocidad de una reacción
   1. Temperatura
      1. La temperatura suele afectar de una manera bastante notable a la velocidad de las reacciones químicas. Por lo general, un aumento de la temperatura condiciona un aumento de la velocidad de la reacción, pues las moléculas se mueven con mayor energía cinética aumentando las probabilidades de que colisionen.

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         • Superficie de Contacto
   2. Concentración de los Reactivos
      1. Si los reactivos están en disolución o son gases encerrados en un recipiente, cuanto mayor sea su concentración, más alta será la velocidad de la reacción en la que participen, ya que, al haber más partículas en el mismo espacio, aumentará el número de colisiones.

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         • Concentración
   3. Presencia de Catalizador.
      1. La velocidad de las reacciones químicas, se puede ver modificada cuando existe la presencia de catalizadores. Un catalizador, es una sustancia que aumenta la velocidad de una reacción química, participando en la misma reacción pero sin consumirse, por lo tanto, la cantidad de catalizadores que hay, es mínima, tanto al principio, como al final del proceso.

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         • Catalizadores
   4. Naturaleza de los Reactivos
      1. El estado físico de los reactivos condiciona la velocidad de las reacciones. Bastantes reacciones tienen lugar en estado gaseoso preferentemente, o también en disolución, pues así las moléculas poseen mayor libertad de movimiento y se ponen de manera más sencilla en contacto con otras, aumentando las posibilidades de colisión.

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         • Naturaleza de los Reactivos

1. Guarda relación y es Inversamente proporcional a la velocidad de reacción es el tiempo que tarda en efectuarse una reacción química.

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   • Tiempo de Reacción

1. Establece que para que una reacción ocurra, las moléculas de las sustancias deben colisionar de manera efectiva. Para que una colisión sea efectiva las especies deberán; Poseer una energía mínima para romper y formar nuevos enlaces y también tener la orientación adecuada para colisionar.

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   • Teoría de Colisiones

1. se define como, la energía mínima necesaria, para que se produzca una reacción química, es decir, el requisito básico para que la reacción se produzca .

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   • Energía de Activación

1. De acuerdo a la concentración de las sustancias participantes en una reacción, se considera que, “la velocidad de una reacción es directamente proporcional al producto de las concentraciones molares de las especies reaccionantes, elevados a su coeficiente e balanceo” esto según Wuldberg y Waage representa la ley de acción de masas.

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   • Ley de Acción de Masas

1. Una reacción reversible es una reacción química que se efectúa en ambos sentidos simultáneamente, es decir, los productos reaccionan entre sí y regeneran a los reactivos, por otro lado una reacción irreversible es una reacción química que se verifica en un solo sentido, es decir, se prolonga hasta agotar por lo menos una de las sustancias reaccionantes.

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   • Reacción reversible e irreversible

1. El equilibrio químico es un estado dinámico en el cual las concentraciones de todos los reactivos permanecen constantes.

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   • ¿Que Es?

1. La constante de equilibrio, juega un papel importante en las reacciones reversibles el mismo papel que el reactivo limitante en las reacciones irreversibles, ya que condiciona la concentración tanto de los reactivos como de los productos en el equilibrio. La constante de equilibrio Kc no tiene unidades y depende de la temperatura. Las concentraciones tanto de productos como de los reactivos se expresan como concentraciones Molares, está expresada como;

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   • Constante de equilibrio químico
2. Problema Cálculo de Ke

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      • Problema Cálculo de Ke
3. Resolución de un problema calculado la concentración de una sustancia

   1. Annotations:

      • Resolución de un problema calculado la concentración de una sustancia

1. se refiere a que un estado de equilibrio químico es mantenido en tanto no se alteren las condiciones del sistema. Cuando se modifica algún parámetro, como por ejemplo, la presión, la temperatura o la concentración de algunas de las especies en equilibrio, este se traslada en cierta dirección (hacia los reactivos o hacia los productos) hasta alcanzar un nuevo estado de equilibrio.

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• Factores que afectan el equilibrio químico

1. Temperatura
   1. Una modificación de la temperatura del sistema en equilibrio puede producir igualmente un desplazamiento del mismo en un sentido o en otro. Un aumento de la temperatura desplazará el equilibrio en el sentido de la reacción endotérmica. Una disminución de temperatura o un enfriamiento del sistema, favorecerá la reacción exotérmica.

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      • Temperatura
   2. 2 ejemplos ( cuando aumenta la temperatura y otro cuando disminuye)
2. Concentración
   1. Si aumenta la concentración de alguno de los reactivos, como disminuiría Kc, para compensarlo se desplaza hacia la formación de productos. Un aumento en la concentración de productos, produciría un aumento en Kc, para evitarlo el equilibrio se desplaza hacia la descomposición de productos, y el aumento en la concentración de los reactivos

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      • Concentración
   2. 2 ejemplos ( cuando aumenta la concentración y otro cuando disminuye)
3. Presión
   1. Si aumenta la presión, para compensarlo el equilibrio se desplaza hacia donde disminuye el volumen y por tanto el número de moles. En sistemas heterogéneos solo tienen en cuenta el incremento en el número de moles gaseosos.

      Annotations:

      • Presión
   2. 2 ejemplos ( cuando aumenta la presión y otro cuando disminuye)

1. Una disociación es la separación de los iones de una sustancia con enlace iónico cuando se encuentra en solución acuosa

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   • Disociación

1. Es un fenómeno químico en el que se producen iones (Átomos o moléculas con carga negativa o positiva), se clasifican en ániones y cátiones, la especie química con más electrones que el átomo o molécula neutros se le llama anión, y posee una carga neta negativa, y la tiene menos electrones catión

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   • Ionización

1. Ácidos
   1. Al igual que las bases la definicion que podemos asignarle a partir de las teorias formuladas a lo largo de la historia (Con respecto a sus comportamientos en distintas condiciones) es la siguiente; Los ácidos son sustancias con un pH menor a 7, son donadores de protones, a demás de poder donar y compartir electrones, a demás producen Iones Hidrógeno (H+) en solución acuosa.

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      • Acidos
      1. Las reacciones de neutralización son aquellas en las que intervienen un ácido y una base fuertes, o una base con un ácido débiles, dando lugar a la formación de una sal y agua: Ácido + Base ---> Sal + Agua, en las reacciones de neutralización se forma agua a partir de la combinación de Iones de Hidrógeno e Hidróxido.
         1. 4 ejemplos
            1. 1- HCl + NaOH → NaCl + H2O ( “ HCl ” ácido + “ NaOH ” base + “ NaCl ” sal + agua).
            2. 2- H2SO4 + 2 NaOH → Na2SO4 + H2O ( “ H2SO4 ” ácido + “ NaOH ” base + “ Na2SO4 ” sal + agua).
            3. 3- HCl + NH3 → NH4Cl + H2O ( “ HCl ” ácido + “ NH3 ” base + “ NH4Cl ” sal + agua).
            4. 4- HCN + NaOH → NaCN + H2O ( “ HCN ” ácido + “NaOH” base + “ NaCN ” sal + agua).
   2. Características
      1. - Cambia el color en los indicadores de pH (por ejemplo hace que el papel Tornasol cambie de Azul a Rojo)

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         • Características
      2. - Tiene sabor Agrio.
      3. - Reacciona con muchos metales, dependiendo del hidrógeno.
      4. - Se neutralizan al reaccionar con las Bases.
      5. - Dejan pasar corriente eléctrica en solución acuosa.
   3. Ácidos fuertes
      1. Estos ácidos Se disocian completamente cuando se disuelven en agua, por tanto, ceden a la solución una cantidad de iones H+.
      2. 4 ejemplos
         1. 1- HCl(Ácido Clorhídrico) 2- HBr (Ácido Bromhídrico) 3- HNO3 (Ácido Nítrico) 4- H2SO4 (Ácido Sulfúrico)
   4. Ácidos débiles
      1. Estos ácidos no se disocian completamente con el agua, es decir, liberan una parte pequeña de sus iones H+. Los ácidos débiles no suelen causar daños en bajas concentraciones, pero por ejemplo el vinagre concentrado puede causar quemaduras.
      2. 4 ejemplos
         1. 1- Ácido Acético (CH₃COOH) 2- Ácido Bórico (H3BO3) 3- Ácido Oxálico (H2C2O4) 4- Ácido Hipobromoso (HBrO)
2. Bases
   1. En la actualidad existen muchas definiciones para tratar e explicar los ácido y bases, pero podemos construir una definición detallada a partir de las teorías de Lewis, Arrhenius, y Lowry; Las bases son sustancias con un pH mayor a 7, son receptoras de protones, aunque no dona ni comparte electrones como los ácidos, producen Iones Hidróxido (OH-) en solución acuosa.

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      • Bases
      1. Neutralización
   2. Bases fuertes
      1. Las bases fuertes osn sustancias que se disocian completamente, da todos sus iones OH¯. Son las bases de los metales alcalinos y los alcalinotérreos, y Pueden llegar a ser muy corrosivas en bajas concentraciones.
      2. 4 ejemplos
         1. 1- Sr(OH)2(Hidróxido de Estroncio) 2- Ba(OH)2 (Hidróxido de Bario) 3- Ca(OH)2 (Hidróxido de Calcio) 4- LiOH (Hidróxido de Litio)
   3. Bases débiles
      1. Las bases debiles a diferencia de las fuertes no se disocian completamente con el agua. Ejemplos hidróxido de amonio, el amoníaco, que es una base débil porque al disolverse en agua da iones amonio, es muy soluble en agua, pero no se disocia del todo en el agua.
      2. 4 ejemplos
         1. 1- Anilina(C6H5NH2) 2- Hipiclorito de sodio(NaClO) 3- Acetilacetona(C5H8O2) 4- Piridina(C5H5N)
   4. Características
      1. -Cambia el color de los indicadores de pH (por ejemplo hace que el papel Tornasol cambie de Rojo a Azul) .
      2. -Tiene un sabor amargo.
      3. -Tiene una textura jabonosa o resbalosa.
      4. -Se neutraliza al reaccionar con los ácidos.
      5. -Dejan pasar corriente eléctrica en solución acuosa.
3. Teoría de Arrhenius
   1. Teoría de Arrhenius para un ácido
      1. En 1884 Svante Arrhenius presentó la teoría de disociación electolítica, que permitio formular su teoría respecto a ácido y bases, según indica los ácidos producen Iones Hidrógeno (H+)en solución acuosa.

         Annotations:

         • Teoría de Arrhenius para un ácido   
      2. Ejemplo
   2. Teoría de Arrhenius para una base
      1. En la teoría de Arrhenius se dice que las bases en solución acuosa producen Iones Hidróxido (OH-).

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         • Teoría de Arrhenius para una base   
      2. Ejemplo
4. Teoría de Brönsted-Lowry
   1. Teoría de Brönsted-Lowry para un ácido
      1. Según el modelo de Brönsted-Lowry un ácido es una sustancia donadora de protones (H+).

         Annotations:

         • Teoría de Brönsted-Lowry para un ácido   
      2. Ejemplo
   2. Teoría de Brönsted-Lowry para una base
      1. Para una Base Lowry definio que son sustancias receptoras de protones (H+)

         Annotations:

         • Teoría de Brönsted-Lowry para una base   
      2. Ejemplo
5. Teoría Lewis
   1. Teoría Lewis para un ácido
      1. Lewis definió que un ácidos es cualquier especie que pueda aceptar o compartir un par de electrones.

         Annotations:

         • Teoría Lewis para un ácido   
      2. Ejemplo
   2. Teoría Lewis para una báse
      1. en 1923 Lewis definió que una base es cualquier especie que pueda donar o compartir un par de electrones.

         Annotations:

         • Teoría Lewis para una báse
      2. Ejemplo

1. El agua pura tiene la capacidad de disociarse en iones, por lo que en realidad se puede considerar una mezcla de : agua molecular (H2O ), protones hidratados (H3O+ ) , e iones hidroxilo (OH-) En realidad esta disociación es muy débil en el agua pura, y así el producto iónico del agua a 25 grados centígrados es igual a : ...............................Este El producto iónico es constante. Como en el agua pura la concentración de hidrogeniones y de hidroxilos es la misma, significa que la concentración de hidrogeniones es de 1 x 10 -7. Para simplificar los cálculos Sorensen ideó expresar dichas concentraciones utilizando logaritmos, y así definió el pH como el logaritmo cambiado de signo de la concentración de hidrogeniones.

1. El PKw Producto de las concentraciones en iones, que en una temperatura de 25 °C, cumplen la relación: [H3O+]×[OH- ] = 10-14 pKw= -log(Kw ) = 14

1. Escala de PH
   1. La escala de pH mide el grado de acidez de un objeto. Los objetos que no son muy ácidos se llaman básicos. La escala tiene valores que van del cero (para el valor más ácido) al 14 (para el más básico), el agua pura es neutra y tiene un valor de pH de 7, se calcula a partir del logaritmo negativo de la concentración de iones Hidrógeno.

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      • Escala de PH
2. Es una medida de acidez. El pH de una disolución se define como: pH=-log [H+] El logaritmo negativo proporciona un número positivo para el pH, el cual sería negativo debido al pequeño valor de [H+]. El [H+] corresponde a la parte numérica de la expresión para la concentración del ion Hidrógeno.
3. Resolución de un problema calculando el pH
4. [H+]
   1. Es una expresión para las concentraciones de Iones Hidrógeno en una sustancia, en el caso de los ácidos esta concentración es mayor que el agua.
   2. Resolución de un problema calculando [H+]

1. Se define como el logaritmo negativo de la actividad de los iones de hidróxido. Con el logaritmo de la concentración de iones hidróxido de una disolución se obtiene una escala de pOH, análoga a la del pH como: pOH= -log [OH¯]
2. Resolución de un problema calculando el pOH
3. [OH-]
   1. Esta expresión básicamente representa alas concentraciones de Iones Hidróxido en una sustancia, cuando en una base aumenta el pH aporta iones hidróxido.
   2. Resolución de un problema calculando [OH-]

1. La Hidrólisis es el fenómeno en el que los compuestos iónicos sumergidos en el Agua (H2O) formando una disolución se separan químicamente en sus respectivos Anión (ion de carga negativa) y Catión (ion de carga positiva).
2. 4 ejemplos
   1. 1- El Sulfato de Sodio Na2SO4 en solución acuosa se hidroliza para formar iones Sodio (Na+) y Sulfato (SO4-2) . 2- El Cloruro de Calcio CaCl2 en solución acuosa se hidroliza para formar iones Calcio (Ca+2) y Cloruro (Cl-) 3-El Sulfato de Calcio CaSO4 en solución acuosa se hidroliza para formar iones Calcio (Ca+2) y Sulfato (SO4-2). 4-El Cloruro de Hidrógeno HCl en solución acuosa se hidroliza para formar iones Hidrógeno (H+) y Cloruro (Cl-)

1. Las soluciones amortiguadoras, son capaces de resistir cambios significativos de pH, para de esta manera evitar que este se se eleve o disminuya drásticamente, son indispensables para mantener estable la concentración de iones hidrógeno [H+] en los sistemas biológicos.
2. 2 ejemplos
   1. 1- NH3 (base débil) y NH4Cl (ácido conjugado). 2- El pH de la sangre permanece constante entre un margen de 7,3 y 7,5 (ligeramente básico) gracias a la acción de soluciones amortiguadoras presentes en las proteínas del suero sanguíneo. Dichas proteínas están formadas por aminoácidos que presentan grupos carboxilo ácidos (-COOH) y también grupos básicos como los aminos (-NH2).

1. Indicadores y cuáles se utilizan para ácidos y para bases con los cambios de color
   1. Los indicadores son colorantes orgánicos, que cambian de color según estén en presencia de una sustancia ácida, o básica en función de su pH. Generalmente se trata de compuestos que son ácidos o bases orgánicos débiles. los que se utilizan mas frecuentemente son; Azul de Timol, Azul de bromofenol, Azul de bromotimol, Azul de Timol (en segunda fase) , Naranja de metilo, Rojo de metilo, Tornasol Y Fenoftaleína.

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      • Indicadores y cuales se utilizan...
   2. Ejemplos
      1. - El papel tornasol que Cambia de colo de Rojo a Azul en presencia de un a base, y cambia de Azul a Rojo en presencia de un ácido. - Otro ejemplo es es de la Fenoftaleina que en presencia de disoluciones básicas toma un color rosado con un punto de viraje entre pH=8,0 (incoloro) a pH=9,8 (magenta o rosado). Sin embargo en pH extremos (muy ácidos o básicos) presenta otros virajes de coloración; en la cual la fenolftaleína en disoluciones fuertemente básicas se torna incolora, mientras que en disoluciones fuertemente ácidas se torna naranja.

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         • Ejemplos Ácidos
2. Indicadores Naturales
   1. A demás de los instrumentos electrónicos y las sustancias para mediar el pH, existen elementos, sustancias, etc, en la naturaleza que pueden indicar el pH. En las flores se debe fundamentalmente a la proporción de las sustancias conocidas como "anticianinas y antoxantinas", estas sustancias constituyen un grupo de pigmentos hidrosolubles, son los responsables de la coloración roja, o azul de varias flores.

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      • Indicadores Naturales
   2. Ejemplos
      1. 1- El Rábano; que adquiere un color rojo en un medio ácido, y cambia a color azul oscuro cuando el pH se hace más básico. 2- El Curcuma; El cúrcuma origina una solución amarilla, sin embargo si a esta se le añade una sustancia ácida se tornará incolora.
3. Aparatos para indicar PH
   1. El pHmetro o medidor de pH es un instrumento electrónico que puede medir la actividad del ion hidrógeno (H+) en soluciones acuosas, indicando su grado de acidez o alcalinidad expresada como pH. El medidor de pH mide la diferencia de potencial eléctrico entre un electrodo de pH y un electrodo de referencia, los medidores de pH pueden ser desde dispositivos simples tipo pluma, hasta instrumentos que se utilizan en laboratorio con interfaces de computadora y varias entradas para mediciones de indicadores y temperaturas que se deben introducir para ajustar la variación de pH de referencia.

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      • Aparatos para indicar PH

1. Es la ciencia de los métodos óptimos de producción de artículos industriales por medio de reacciones químicas. Consiste en el conocimiento y dominio del modo más adecuado y conveniente de producir algún tipo de satisfactor; comprende los procesos de mejora y tratamiento de las materias primas por medio de transformaciones físicas y/o químicas.

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   • Concepto

1. Pueden definirse como el área del proceso o un equipo donde se incorporan materiales, insumos o materias primas y ocurre una función determinada, son actividades básicas que forman parte del proceso, y en ella ocurren cambios físicos.

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   • Operaciones unitarias

1. Los procesos unitarios son los procesos que generalmente se realizan a través del uso de reactores, se utilizan en la fabricación de grandes cantidades de un producto en la industria, se asocian con los procesos químicos, que normalmente son capaces de modificar las propiedades, condiciones o el estado de un elemento para que pueda ser utilizado de manera diferente.

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   • Procesos unitarios

1. La energía se define como la capacidad que tiene la materia para realizar trabajo, generar luz o transferir calor, es esta la que permite a los cuerpos ser modificados.

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   • Energía

1. Se conocen como materias primas a la materia extraída de la naturaleza y que se transforma para elaborar materiales que más tarde se convertirán en bienes de consumo.

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   • Materia Prima

1. En un proceso como puede ser de producción, en este proceso se transforman las materias primas en otros materiales que podremos utilizar, que se conocen como “productos industriales”, esto mediante la selección de un proceso de transformación donde consideramos factores como; Materiales, Energía, Tiempo, Costos, entre otros factores, es importante que para seguir este proceso utilicemos recursos como diagramas para gestionar cada paso, un recurso muy útil es el diagrama de bloques y flujo, donde expliquemos cada paso del proceso, los problemas que puedan surgir en este, y los recursos con los que contamos.

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   • Procesos de transformación

1. Diagrama de Flujo.
   1. Este tipo de diagramas emplean símbolos que indican pasos o etapas en algún proceso, incluyendo información mas especifica de las condiciones de operación, y de flujos de materiales (materias primas en un proceso), energía, y también servicios.
2. Diagrama de bloques
   1. Emplea recuadros para explicar los pasos de un proceso, que se unen mediante símbolos de flechas, este diagrama indica el proceso del que trata de manera cronológica, indicando condiciones y datos.

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      • Diagrama de bloques

1. Y libro; "Química General"- Tercera Edición de editorial Mc Graw Hill, cápitulos; 13 "Ácidos y Bases" 15 "Termodinámica Química", 16 "Cinética Química", 17 "Equilibrio Químico".